separados unos de otros y diferentes entre sí
en figuras, tamaños, posición y orden;
al sorprenderse unos a otros colisionan
y algunos son expulsados
mediante sacudidas al azar en cualquier dirección,
mientras que otros,
entrelazándose mutuamente en consonancia
con la congruencia de sus figuras, tamaños,
posiciones y ordenamientos,
se mantienen unidos
y así originan el nacimiento de los cuerpos compuestos.
Democrito - Simplicio, De caelo 242, 21
ítomos según modelo átomico de Dalton
La química ya empezaba a tener una leyes fundamentales que permitían estudiar mucho mejor las reacciones químicas, los compuestos y elementos. Pero, la pregunta que nos aún no se había resuelto era: los elementos, esas substancias que no se podían descomponer, de que estaban formada? Qué diferenciaba al hidrogeno del azufre? O al hierro o del oxigeno?
En el Siglo XIV aC, Mosco de Sidón, un pensador de origen fenicio planteó por primera vez el pensamiento atomista que luego recuperarían, 1000 años más tarde, los filósofos griegos presocráticos Leucipo (siglo V) y su aprendiz Demócrito de Abdera (470/460aC - 360/370aC) fundador de la escuela atomista. Esta escuela defendía el concepto de que toda la materia esta formada por una mezcla de elementos originarios inmutables y eternos, infinitamente pequeños, imperceptibles por los sentidos e indivisibles. Ese concepto nace de la visión del mundo que tenia Democrito, para el que la realidad se divida en dos elementos o causas: Lo que es (το ον), formado por átomos (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, que significa sin partes) eternos e indivisibles; y lo que no es (το μηον), representado por el vacío. A pesar de lo bien encaminadas que iban sus ideas, no tenía ningún fundamento científico y quedo eclipsada por la teoría aristotélica de los cuatro elementos.Es conocido también, que paralelamente en la India, el filósofo y alquimista Kanada (~600aC) ya representaba el pensamiento atomista y fundó la escuela filosófica Vaisheshika a finales del siglo VII, que si bien tenia diferencias en algunos puntos de vista, como el teológico, también tenían muchas similitudes la escuela atomista de Demócrito, como por ejemplo, desde el punto de vista físico.
Pasaron los siglos y, cómo hemos visto en el capitulo de los elementos, el modelo aristotélico no empezó a tambalearse hasta bien entrado el siglo XVIII gracias a los avances de Boyle, Lavoisier y Proust. A principios del 1800, se puso de moda en Inglaterra inhalar óxido nitroso e incluso se hacían “veladas del gas de la risaâ€, en las que las que voluntarios inhalaban el gas para divertir al público con los tambaleos. Lo curioso de esto, es que no se dieron cuenta de que el óxido nitroso, a parte de ser una “divertida†droga, también se podía usar cómo anestésico hasta 1846. A finales de 1799, el joven Humphry Davy (1778 - 1829) ingresó en la Institución Real de Londres cómo profesor de Química y poco después, se hizo famoso por descubrir el potasio, el sodio, el magnesio, el calcio, el estroncio y el aluminio, uno detrás de otro. El secreto de su productividad residía en una técnica que ideó aplicando electricidad a las substancias y a la que llamo electrólisis. Por desgracia también pasó a la historia su adicción al gas de la risa (3 o 4 sesiones al día); y se cree que fue la causa de su muerte en 1829.
La química había avanzado, pero la falta de instituciones científicas, medios de comunicación y organización había complicado su desarrollo; y a principios del XIX, era más para hombres de negocio (tintas, carbones, ... ) que para científicos. A pesar de esta falta de comunicación, había una serie de personajes trabajando en ella con más seriedad que Davy.
Recuperamos a Robert Boyle en este punto, para hacer una incisión en sus estudios sobre los gases. En 1659, con la ayuda de Robert Hooke, mejoró la bomba de vacío de Otto von Guericke creando la máquina Boyleana o máquina neumática que le permitió hacer multitud de experimentos en el vacío. El primero fue demostrar la idea de Galileo de que, en el vacío, una pluma y un trozo de plomo caen a la misma velocidad. Demostró también que el sonido no se transmite en el vacío, pero el descubrimiento más importante fue que el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión a la que esta sometido y que si dejamos de ejercer presión, el gas recupera su volumen original. Esta relación de proporcionalidad se conoce hoy en día como la ley de Boyle y lo llevó a recuperar las ideas de Demócrito sobre los átomos. Boyle llegó a la conclusión de que el aire compresible estaba formado por minúsculas partículas separadas por espacio vacío y que al aplicar presión, reducíamos este espacio entre partículas y por ello reducían el volumen. Todas estas ideas de fueron publicadas en su obra New Experiments PhysicoMechanical touching the spring of air and its effects - Nuevos experimentos físico-mecánicos sobre la elasticidad del aire y sus efectos - y desempeño un importante papel en la concepción atómica de la materia.
Un siglo después, apareció John Dalton (1766 - 1844), naturalista, químico, matemático, meteorólogo británico y profesor, entre otros, de James Prescott Joule (famoso por sus estudios sobre el magnetismo y la conservación de energía). Sufría una extraña enfermedad conocida como acromatopsia, la imposibilidad de distinguir los colores, y la estudió en profundidad llegando a publicar “Hechos extraordinarios relativos a la Visión de Colores†en 1794. Más adelante, esta enfermedad fue llamada daltonismo en su honor.
Su especial interés por la meteorología le llevo a realizar numerosos observaciones y medidas, sobretodo, relacionadas con la atmósfera. Descubrió que la lluvia estaba causada por un cambio de temperatura y no de presión, como se creía hasta el momento. Sin embargo, lo que más le fascinaba era como la atmósfera tenía una apariencia tan homogénea siendo una mezcla de gases - una mezcla homogénea de nitrógeno, oxígeno y vapor de agua entre otros, como veíamos en el primer capitulo - de distintas densidades, es decir, que unos gases pesaban más que otros. Siguiendo en esta linea, descubrió que diferentes muestras de aire, tomadas a distintas alturas, mostraban una misma proporción de cada unos de los gases que lo componían, cuando lo lógico era pensar que los gases como el oxígeno que pesaban menos estaría flotando por encima de los que pesaban como el nitrógeno, del mismo modo que el aceite flota encima del agua. Si Dalton hubiera podido obtener muestras de aire a alturas superiores, se habría cuenta de que la composición si que varia. Su interés en el tema y sus numerosas observaciones dieron sus frutos: en 1803, postuló la ley de presiones parciales que establecía que la presión de una mezcla de gases que no reaccionan entre ellos, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si ocupasen todo el espacio a temperatura constante.
Dalton estaba acumulando muchos datos experimentales e intentó buscar modelo capaz de explicarlos. Curiosamente, lo primero que se encontró estudiando sus datos fue que los elementos se podían combinar con distintas relaciones de proporcionalidad sencillas y que cada combinación daba lugar a un compuesto diferente; y que postuló como la ley de proporciones múltiples.
Ley de proporciones múltiples
Cuando dos elementos se combinan, si tomamos una cantidad fija de uno de los elementos, variando la cantidad del segundo obtenemos compuestos diferentes y esta cantidad es proporcional a la del primer elemento en un número entero sencillo.
Si combinamos el carbono con el oxígeno con una proporción de masas de 3 de carbono y 8 de oxigeno, obtenemos el Dióxido de Carbono (CO2, el gas que expulsamos al respirar); sin embargo, si combinamos 3 de carbono con 4 de oxigeno, obtenemos el Monóxido de Carbono (CO, un gas venenoso).
En ese momento, Dalton tenia que encontrar una teoría que fuese capaz de explicar y unificar las 3 leyes que formaban la base de la Química de la época: la ley de composición constante de Proust, la ley de conservación de la masa de Lavoisier y su reciente ley de proporciones múltiples. Pero la búsqueda finalizó con la presentación teoría atómica en 1808, un modelo que explicaba las 3 leyes y los fenómenos observados en los gases; y de la cual podemos destacar los siguientes supuestos:
Teoría atómica de Dalton
I
Toda la materia se compone de partículas indestructibles y extremadamente pequeñas que llamadas átomos. Las reacciones químicas implican reordenamiento de átomos, ni se crean ni se destruyen átomos.
II
Los átomos de un mismo elementos son semejantes en masa y otras propiedades, pero son diferentes a los átomos de los demás elementos.
III
Los átomos al combinarse en compuestos mantienen unas proporciones simples; y diferentes proporciones de cada tipo de átomo generan compuestos diferentes. Los átomos de un determinado compuesto son iguales en masa y otras propiedades. La proporción de átomos de oxigeno y de carbono en el monóxido de carbono es de 1:1; en el dióxido de carbono esta relación es 2:1, dos átomos de oxigeno y uno de carbono.
Si tomamos el punto uno, vemos que la teoría de Dalton propone que durante una reacción química, los átomos ni se crean ni se destruye, por lo tanto, la masa permanece invariable y se ratifica la ley de conservación de masa de Lavoisier. Si lo juntamos con el segundo, se ratifica la definición de elemento propuesta por Boyle: un elemento esta formado por un único tipo de átomos y pero sin embargo, no diferencia las moléculas de los átomos.
Cada elemento esta formado por un mismo tipo de átomos que tienen una masa concreta (I) y cuando forman un compuesto, estos mantienen una proporción para cada compuesto (III), por lo tanto, un compuesto siempre tendrá la misma relación de masas de sus componentes verificando así la ley de proporciones definidas de Proust. Jí¶ns Jacob Berzelius (1779 - 1848) comprobó con un experimento que 10g de Plomo se combinan siempre con 1,56g de Azufre formando 11,56g de Sulfuro de Plomo; realizó numerosas pruebas modificando la masa uno de los dos elementos, y siempre obtenía la misma cantidad de compuesto: Si combinaba 18g de Plomo con 1,56g de Azufre y seguía obteniendo 11,56g de Sulfuro de Plomo y 8g de Plomo aparte; si combinaba 10g de Plomo con más azufre, por ejemplo 3g, y de nuevo obtenía 11,56 g de Sulfuro de Plomo y un resto de 1,44g de Azufre. Este experimento verificaba la ley de composición constante propuesta por Proust, pero también verificaba el modelo propuesto por Dalton: Si suponemos que el átomo de Plomo pesa unas 6 veces más que el de Azufre (10 / 1,56 = 6,41), tenemos que el Sulfuro de Plomo esta compuesto por moléculas formadas por un átomo de plomo y un átomo de azufre, por lo que si añadimos un exceso de alguno de los dos no formará más compuesto, ya que no tendrá con quién combinarse.
Hoy sabemos que el átomo de azufre tiene una masa atómica de 32,065u y el plomo de 207,2u, por lo el cálculo de que el átomo de plomo pesaba 6,41 veces más que el azufre a la que hemos llegado antes con el experimento de Berzelius se acercaba mucho al valor real (207,2 / 32,065 = 6,461). En aquel momento, era imposible determinar el peso real de los átomos porque no se disponía de medios, sin embargo si podían determinar los pesos relativos en base a las cantidades de masa de un elemento que se combinaban con una masa fija de otro. Dalton y Berzelius, determinaron el peso de muchos átomos usando cómo unidad la masa de un átomo de hidrogeno, que por aquel entonces ya se sabía que era el más ligero. Dalton elaboró una tabla de masas relativas de los átomos de cada uno de los elementos como parte de su teoría, y aunque la mayor parte de los cálculos eran incorrectos (como por ejemplo el oxígeno, que según sus cálculos era 7 veces más pesado que el hidrogeno, cuando en realidad es 16 veces más pesado), fue un logró teniendo en cuenta los instrumentos de que disponía. Por otra parte, en su libro también se pueden encontrar la representación gráfica de los átomos algunos elementos y las moléculas de compuestos (binarios, ternarios, ...). Los cálculos fueron mejorando con el tiempo, y en 1830 Berzelius publicó una tabla con las masas atómicas de 54 elementos que se acercaban mucho al que conocemos hoy.
Por último, el tercer supuesto de la teoría de Dalton también explica la ley de proporciones múltiples: Si consideramos los óxidos (combinación de un elemento con oxígeno), tenemos que 1g de Carbono se combina con 1,333g de Oxígeno formando Monóxido de Carbono; pero si doblamos la cantidad de Oxígeno (2,666g) y manteniendo 1g de Carbono, la combinación forma Dióxido de Carbono. A nivel atómico, extraemos que un átomo de oxigeno puede combinarse con el carbono en una relación 1:1 (un átomo de carbono con uno de oxígeno) formando Monóxido de Carbono; pero también puede combinarse en una relación 1:2 (un átomo de carbono con dos de oxígeno) formando Dióxido de Carbono.
Louis Joseph Gay-Lussac (1778 - 1850) trabajó activamente estudiando el comportamiento de los gases, sus volúmenes y sus temperaturas. Con sus experimentos, y los trabajos de Jacques Charles que relacionaban el volumen con la temperatura; publicó en 1802 que si mantenemos a presión constante un gas ideal, el volumen y la temperatura están relacionados con una constante de proporcionalidad directa y que llamó Ley de Charles. Más adelante, en 1805 postuló la Ley de Gay-Lussac: si mantenemos el volumen constante, el cociente entre la presión y la temperatura se mantiene constante. Junto con la ley de Boyle-Mariott - a temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión, a temperatura constante - establecían los principios del comportamiento de los gases ideales. En 1808, demostró experimentalmente que, a igual presión, una cantidad de volumen de oxigeno se combinaba completamente con el doble de volumen de hidrogeno formando vapor agua; por ejemplo, dos litros de hidrogeno combina con un litro de oxigeno formando dos litros de vapor de agua. Experimentos similares con otros gases, culminaron con la publicación de la ley de los volúmenes en combinación que postulaba que los gases reaccionan entre si combinándose y obteniendo volúmenes en proporción a números sencillos pequeños.
Sin embargo, los resultados experimentales de Gay-Lussac no concordaban con el modelo atómico de Dalton. Para este último, los elementos gaseosos eran necesariamente simples y constituidos por un sólo átomo; y los compuestos corrientes como el agua, estaban formados solo por dos átomos distintos. Por lo tanto, el agua era un compuesto binario: una cantidad de volumen de hidrogeno se combinaba completamente con el mismo volumen de oxigeno dando lugar a un volumen de vapor de agua.
En 1811, un italiano llamado Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856) resolvió el dilema en el que se encontraban Gay-Lussac y Dalton proponiendo la pieza que faltaba al puzzle: Primero, la unidad mínima en una reacción química es la molécula y puede dividirse en átomos durante la reacción; Segundo, dos volúmenes iguales de gases diferentes, sean del tipo que sean, contienen el mismo numero de moléculas si las condiciones de temperatura y presión son las mismas.
Hipótesis de Avogadro
Dos volúmenes iguales de gases diferentes tienen están formados por el mismo número de moléculas si mantenemos invariable la presión y la temperatura. Si tenemos dos botellas con el mismo volumen, una llena de helio y otra de oxígeno, a la misma temperatura y con la misma presión, las dos tendrán el mismo número de moléculas. Aunque, en este caso el número de átomos de oxígeno será el doble, ya que la molécula de oxígeno estable esta formado por dos átomos de oxígeno.
Con a formación de agua se explicaría del siguiente modo: Las moléculas de oxigeno se separan en átomos y después se combinan con moléculas de H2 formando moléculas de H2O. Si hablamos de volúmenes, un volumen de oxigeno se combinan con dos volúmenes de hidrogeno, formando dos volúmenes de agua La razón de combinación en volúmenes es de 2:1:2 como se observaba en los experimentos de Gay-Lussac.
A partir de esta hipótesis, se deduce otra relación conocida cómo ley de Avogardo:
Ley de Avogadro
A temperatura y presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de gas. Es decir, si el número de moles de gas (n) se duplica, el volumen se duplica.
Sin embargo, Avogadro era un individuo que trabajaba solo, mantenía muy poca correspondencia con otros científicos, publicaba pocos artículos y no asistía a muchos científicos. Si ha esto añadimos que en ese momento no había mucha organización en la química como ciencia; pasaron 50 años hasta que llegaron los trabajos de Gerhardt, Laurent y Willamson sobre la química orgánica corroboraron la ley de Avogadro y la difusión hecha por el químico italiano Stanislao Cannizzaro. Fue este último, el que en 1858 publicó una memoria titulada “Sunto di un corso di Filosofia chimica†en la utilizaba la hipótesis de Avogadro para medir el peso molecular de varios gases y determinar su composición a partir de esas mediciones, y explicaba que las excepciones que se producían en algunas substancias que no cumplía en esta hipótesis estaban causadas porque algunas moléculas se disociaban. En 1860, cuatro años después de la muerte de Avogadro, Cannizzaro dio una una conferencia sobre sus estudios y hipótesis de Avogadro, cómo usarla y porque era tan necesario diferenciar los átomos y las moléculas, logrando convencer a gran parte de los asistentes que a su vez, facilitaron la divulgación por la comunidad científica.
Más adelante, gracias a las nuevas técnicas químicas, se intentaron hacer mediciones para saber el número de moléculas que existían en una cantidad concreta de gas y que hoy en día conocemos como número de Avogadro en su honor. El primer intento lo llevó a cabo el físico y químico austriaco Johann Josef Loschmidt en 1865 calculando por primera vez el valor medio del tamaño de las moléculas del aire y con este dato estimó el número de moléculas que hay en un centímetro cúbico de aire. Este número indica la densidad de las partículas en un gas ideal y se conoce hoy en día cómo la constante de Loschmidt.
Sin embargo, aunque el número de Loschmidt era aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro, no fue hasta 1908 cuando Jean Baptiste Perrin publicó sus investigaciones sobre el movimiento Browniano de las partículas en el agua en el que se calculaba de forma exacta la constante de Avogadro. El movimiento Browniando es el movimiento aleatorio que se observa en algunas partículas microscópicas cuando se encuentran en un medio fluido (por ejemplo, el movimiento del polen en una gota de agua), y esta causado por la agitación de las moléculas del líquido (recordamos que en los líquidos la partículas pueden vibrar pero no moverse libremente). Perrin, fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1926 por sus trabajos sobre la discontinuidad de la materia y el descubrimiento del equilibrio de sedimentación.
Número de Avogadro : NA
Indica el número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, ...) que se encuentran en un mol de cualquier substancia. En principio, un mol de una substancias era la cantidad de esa substancia en la que hay un número de unidades elementales igual al número de moléculas que hay en 2,016 gramos de gas hidrogeno, pero hoy en día se utiliza la equivalencia con el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12. También se conoce que un mol de gas ideal tiene un volumen de 22,4 L a 0 ºC de temperatura y a 1 atmósfera de presión.
NA = 6,02214179 í— 10^23 unidades elementales / mol
Para hacernos una idea de lo grande que es este número, podemos decir que equivale a la cantidad de tazas necesarias para vaciar el Océano Pacífico o de latas de refrescos que necesitaríamos para cubrir toda la tierra apiladas hasta una altura de 320km.
∞
A principios del sXIX, gracias a la electrólisis, se fueron descubriendo elementos nuevos y descartando algunas de la substancias consideradas por Lavoisier. En 1830, ya se habían encontrado unos 50 elementos; y en la década de 1860 este numero superaba los 60 gracias al uso del espectroscopio de Gustav R. Kirchhoff y Robert W. Bunsen.
Hablaremos de cómo decidieron clasificar y ordenar todos estos elementos antes de saltar a dividir el átomo en protones, neutrones y electrones; y de exponernos a la radiación, los rayos X y otros tipos de rayos.
Capítulos anteriores
Introducción a la Química : Propiedades de la materia
Los elementos : Del fuego al flogisto
